Произведение растворимости. Гидролиз солей.

Одним из условий протекания реакции между электролитами является образование осадка, то есть нерастворимого соединения. Например:

Ag⁺ + Cl^– = AgCl↓

Константу равновесия данного процесса можно выразить уравнением:

К = [Ag⁺] [Cl^–] = ПР

Концентрация хлорида серебра принимается равной единице и не записывается в выражении для константы, поскольку это твердое вещество. Поскольку значение константы равновесия не зависит от концентрации, то в насыщенном растворе слабого электролита произведение концентраций его ионов в растворе величина постоянная при данной температуре и называется произведением растворимости (ПР). ПР количественно характеризует способность электролита растворяться.

В общем виде ПР электролита записывается с учетом степеней стехиометрических коэффициентов ионов, образующих осадок. Например, для реакции Pb²⁺ + 2Cl^– = PbCl₂ ПР = [Pb²⁺] [Cl^–]². Если ПР не очень мало или в растворе есть посторонние ионы, то в выражении для ПР следует использовать не равновесные концентрации, а активности ионов, образующих осадок. Например: ПР = а_(Pb²⁺₎ а² _(Cl-₎ = f[Pb²⁺] f[Cl^–]².

Некоторые из веществ при обычных условиях в водных растворах претерпевают химическое превращение. Данный процесс называется гидролизом. Мы рассмотрим наиболее распространенный в растворах процесс гидролиза – гидролиз солей. При взаимодействии соли с водой образуются слабая кислота или слабое основание: СН₃СООК + Н₂О = СН₃СООН + КОН; FeCl₃ + 3H₂O = Fe(OH)₃↓ + 3HCl. В первом случае рН раствора будет > 7 (щелочная среда), а во втором < 7 (среда кислая).

Итак, растворы солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием имеют щелочную реакцию (рН > 7). Растворы солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, имеют кислую реакцию (рН < 7). Чем слабее основание или кислота, тем большему гидролизу подвергается соль. Процесс гидролиза – процесс равновесный и в общем виде записывается так:

МА + Н₂О = НА + МОН

К_г = [НА][МОН]/[МА] – константа гидролиза соли.

Равновесная концентрация воды входит в константу К_г, поскольку является величиной постоянной и в выражения для константы гидролиза не записывается. Константа гидролиза связана с константой диссоциации слабой кислоты или слабого основания следующими соотношениями: К_г = К_W/K_кисл; К_г = К_W/K_осн. Процесс гидролиза протекает ступенчато: суммарный процесс гидролиза хлорида железа – FeCl₃ + 3H₂O = Fe(OH)₃↓ + 3HCl можно выразить тремя последовательными процессами:

FeCl₃ + H₂O = Fe(OH)Сl₂ + HCl

Fe(OH)Сl₂ + H₂O = Fe(OH)₂Cl + HCl

Fe(OH)₂Cl + H₂O = Fe(OH)₃↓ + HCl

Наиболее полно протекает гидролиз солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием, например ацетата аммония.

Коллоидные растворы.

Как известно, коллоидные растворы (диаметр частиц от 1 до 300 нм) являются дисперсной системой. В дисперсных системах различают дисперсную фазу и дисперсную среду. Дисперсная фаза – это совокупность частиц, распределенных в непрерывной дисперсной среде.

Необходимым условием образования коллоидных растворов является малая растворимость дисперсной фазы в дисперсной среде и наличие в системе веществ, способных стабилизировать коллоидные частицы. Стабилизаторами коллоидных растворов (или золей) могут быть соединения, образующиеся при взаимодействии дисперсной фазы с дисперсной средой. Адсорбируясь на границе раздела фаз, они образуют в поверхностном слое барьер, который препятствует слипанию коллоидных частиц.

Согласно мицеллярной теории коллоидные растворы состоят из двух частей: мицеллы и интермицеллярной жидкости. Мицелла – это структурная единица дисперсной фазы, окруженная двойным электрическим слоем. Интермицеллярная жидкость – это дисперсная среда, отделяющая мицеллы друг от друга.

Строение мицеллы иодида серебра.

AgNO₃ + KI = AgI + KNO₃

1) в избытке иодида калия: { [ m AgI ] nI^– ... (n-x) K⁺ } ^x– x K⁺

центр потенциалопределяющие ионы

ядро противоионы

коллоидная частица

мицелла

2) в избытке нитрата серебра: {[mAgI] nAg⁺ ... (n-x)NO₃^–}^x+ xNO₃^–.

Устойчивость коллоидных растворов зависит от величины заряда коллоидной частицы – чем он выше, тем устойчивее коллоидная система. Прибавление к золю электролитов вызывает понижение заряд коллоидной частицы в результате изменения структурного слоя противоионов, что способствует коагуляции (слипанию) коллоидных частиц. Коагуляция, в свою очередь, приводит к седиментации (осаждению) частиц в виде осадка.

Лекция 12.

КООРДИНАЦИОННЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

Наиболее обширный и разнообразный класс неорганических ве­ществ представляют комплексные, или координационные соединения (КС). В последнее время в научной литературе наряду с термином комплексные соединения часто употребляется тождественный ему термин координационные соединения. Однако, термин комплексное соединение в научной химической литературе продолжает широко применяться. В настоящее время его чаще применяют к ионам - ком­плексный ион». Процесс образования комплексных соединений назы­вают процессом комплексообразования. По мере того, как к координа

ционным относили все новые типы соединений, становилось все труднее дать им определение. Безусловно, безупречное определение координационному соединению дать очень трудно. Тем не менее, можно предложить следующее: Координационными называются со­единения, в узлах кристаллических решеток которых находятся ком­плексные частицы, способные к существованию в растворах. Эти частицы образованы за счет координации электронодефицитным ато­мом или катионом (акцепторы электронов) электронейтральных час­тиц или анионов (доноры электронов).